Химия_1 / obkhimija_ch2

Министерство образования Украины Институт системных исследований образования Донецкий государственный технический университет

В.В. Приседский В.М. Виноградов, Д.И. Ожерельев, В.С. Семыкин

КУРС ОБЩЕЙ ХИМИИ в примерах

(в двух частях)

Часть II. Химия растворов. Комплексные соединения. Окислительно-восстановительныереакции. Электрохимия.

Рекомендовано Институтом системных исследований образования Украины в качестве ученого пособия для студентов технических вузов

Киев ИСДО 1996

УДК 546

Приседский В.В., Виноградов В.М., Ожерельев Д.И., Семыкин В.С. Курс общей химии в примерах (в двух частях). Ч. 2. Химия растворов. Комплексные соединения. Окислительно-восстановительные реакции. Электрохимия.

Предлагаемое учебное пособие существенно отличается от большинства изданных ранее учебников и учебных пособий как характером изложения отдельных вопросов курса химии, так и своим построением: сжатое изложение теоретического материала сопровождается подробными примерами его применения при решении учебных и практических задач. Значительное внимание уделено современному изложению основных понятий и законов химии. Вторая часть пособия освещает содержание следующих разделов химического курса: общая теория растворов, включая теорию коллигативных свойств и электролитической диссоциации, комплексные соединения, окислительно-восстановительные реакции, электрохимия, общий обзор свойств s-, р- и d-элементов и их соединений.

Пособие предназначено для студентов технических вузов и может быть использовано студентам университетов, а также преподавателями, которым оно окажет помощь в организации и проведении учебных занятий.

Компьютерная подготовка рукописи - Е.И.Волкова

3

СОДЕРЖАНИЕ

14.Реакции обмена в растворах электролитов. Произведение 34 растворимости. Диссоциация воды. Гидролиз солей

Приложение 1. Плотность растворов некоторых неорганических 147 кислот и щелочей в воде при 20 С

Приложение 3. Произведение растворимости малорастворимых 149 веществ в воде при 25ºС

4

ВВЕДЕНИЕ

Уважаемый читатель!

Предлагаемый Вашему вниманию "Курс общей химии в примерах" появился в сложное время быстрых перемен в жизни нашей страны. Эти события, так и внутренняя логика развития науки и образования в конце XX века диктуют необходимость создания учебников и учебных пособий нового типа. При значительно большей компактности они должны полностью соответствовать современному состоянию науки и быть ориентированы на практическое овладение ее результатами и методами.

При подготовке второй части "Курса" авторы стремились последовательно провести те же принципы, что и при написании первой его части. По нашему мнению, целью изучения химии в технических вузах является не только усвоение определенного объема конкретных химических знаний, при всей их несомненной значимости для подготовки будущих инженеров, но и решение значительно более общей задачи - обучение студентов основам научного метода. Последняя задача решается при изучении совокупности фундаментальных естественно-научных дисциплин. Это означает необходимость значительно большего единства, интеграции курсов химии с курсами других естественных наук и математики.

Не секрет, что многие вузовские курсы химии по уровню и характеру изложения материала существенно отличаются от курсов, скажем, физики или сопромата. Различия эти прослеживаются на протяжении длительного времени и даже привели к устойчивым представлениям о существовании некоего особого химического интеллекта. Мы хотим помочь студентам осознать единство всех естественных наук. Попробуйте подойти к изучению химии с тех же позиций, что и других точных наук. По нашему мнению, лучший способ понять химию - это увидеть, как в громадном разнообразии химических свойств и фактов проявляется действие небольшого числа единых фундаментальных законов. Это же есть и лучший способ овладения научным методом в целом.

В нашем "Курсе" нет длинных выводов и сложных доказательств. Вместо этого основное внимание уделено раскрытию смысла и содержания основных понятий и законов химии, демонстрации и объяснению того, как они "работают". Изложение материала в пособии следует схеме: простой пример - его теоретическое обобщение - применение для решения более сложных задач. Легко видеть, что это полностью соответствует общей

5

парадигме (концептуальной или методологической схеме) современного естествознания, как она представляется со времен Френсиса Бэкона: наблюдение - размышление (теоретическое обобщение) - практика.

Практикой, не требующей ничего, кроме листа бумаги и карандаша, является решение задач. Обучить этому на примерах - одна из центральных, вынесенных в заголовок, целей пособия. Решение задач чрезвычайно важно в изучении наук - оно развивает творческие способности и навыки практического использования теоретических знаний, умение "почувствовать" формулы и уравнения, оценивать и анализировать с позиций научного метода явления окружающего мира. По существу, оно моделирует сам процесс научного познания и технического поиска.

В пособии рассмотрены как типовые, так и нестандартные, оригинальные задачи. Выбор примеров диктовался двумя основными соображениями. Первое - идя от простого к сложному, раскрыть "технологию", методические принципы их решения. Второе - показать универсальность, неограниченный диапазон действия фундаментальных законов химической науки.

Во второй части "Курса" освещено содержание следующих разделов: общая теория растворов, включая коллигативные свойства и электролитическую диссоциацию, комплексные соединения, кислотноосновные реакции, окислительно-восстановительные реакции и окислительно-восстановительные потенциалы, электрохимия, включая химические источники тока и электролиз, химические свойства и коррозия металлов, общий обзор s-, р- и d-элементов и их соединений.

Авторы выражают благодарность тем коллегам, которые откликнулись своими замечаниями и советами на появлении первой части нашего "Курса".

6

11. КОНЦЕНТРАЦИЯ РАСТВОРОВ

Основные понятия: массовая доля; массовая процентная, молярная, моляльная и нормальная концентрация; мольная доля.

Перечень умений: вычислять концентрации растворов, рассчитывать необходимые количества исходных веществ для приготовления растворов заданной концентрации, вычислять количества растворенного вещества и растворителя в растворе известной концентрации.

Условные обозначения: m – масса раствора, m1 – масса растворителя, m2 – масса

растворенного вещества, V – объем раствора, - массовая доля, N – мольная доля; концентрации: СМ – молярная, Сm – моляльная, СN – нормальная (эквивалентная), С% - процентная; М – молярная масса вещества, Мэкв – молярная масса эквивалента вещества. Индекс 1 относится к растворителю, а индекс 2 – к растворенному веществу.

Количественный состав растворов выражается их концентрацией, которая показывает количество одного из образующих раствор компонентов (обычно – растворенного вещества) в определенном количестве раствора или растворителя.

Чтобы решать разнообразные задачи по концентрации растворов, надо твердо знать смысл каждого способа выражения концентрации.

Массовую концентрацию раствора выражают либо в долях единицы, либо в процентах. Массовая доля есть отношение массы растворенного вещества к массе раствора

Процентная массовая концентрация представляет собой массовую концентрацию, выраженную в процентах

С% = 100%

Молярная концентрация показывает число молей растворенного вещества (n2) в одном литре раствора

Нормальная концентрация показывает число молей эквивалентов растворенного вещества nэкв в одном литре раствора

буквой «н». Например, 0,1 н – децинормальный раствор.

Мольная доля равна отношению числа молей одного компонента (ni) к сумме всех компонентов раствора

Тогда N1 + N2 = 1.

Пример 1. В 104 г воды растворили 49 г серной кислоты. Плотность полученного

раствора = 1,24 г/мл. Вычислите массовую процентную, молярную, моляльную, нормальную концентрации данного раствора, а также мольные доли кислоты и воды в этом растворе. Сколько мл данной кислоты потребуется для нейтрализации 50 мл 0,1 н раствора щелочи?

Решение. а) Вычисление массовой концентрации. Зная смысл различных способов выражения концентрации, нетрудно догадаться, что в данном случае для вычислений надо знать массу растворенного вещества m2 (49 г) и массу раствора m (104 + 49 = 153 г).

Следовательно, 15349 0,320 , а С% = 0,320 100 = 32,0%.

б) Вычисление молярной концентрации. Что нужно знать для ее вычисления? Число моль кислоты n2 и объем раствора в литрах V

СМ nV2 00,123,5 4,07 моль/л.

в) Вычисление моляльной концентрации. Нужно знать массу растворителя (m1) и

число моль растворенного вещества (n2). Масса растворителя указана в условии задачи (104 г), а число моль кислоты было вычислено в предыдущем действии (0,5 моль).

г) Вычисление нормальной концентрации. Для ее вычисления надо знать объем раствора (V) и число моль эквивалентов растворенного вещества (n2 экв). Объем раствора был вычислен во втором действии (V = 0,123 л), а число моль эквивалентов серной

д) Вычисление мольных долей. Для вычисления мольной доли компонента в растворе надо знать число моль данного компонента и общее число моль в растворе, т.е. в данном случае надо знать число моль кислоты (n2) и число моль воды (n1). Число моль кислоты было вычислено во втором действии и равно n2 = 0,5 моль, а число моль воды

n1 m1(H2O) 104 5,78 моль. M1(H2O) 18

Следовательно, мольная доля кислоты

N1 = 1 – N2 = 1 – 0,0796 = 0,9204.

е) Вычисление объема кислоты для нейтрализации щелочи. Такие вычисления основаны на законе эквивалентов, согласно которому числа моль эквивалентов взаимодействующих веществ должны быть одинаковыми. Так как нормальная

V1 8,13 = 50 0,1.

Отсюда

V1 50 0,1 0,615мл. 8,13

Пример 2. Вычислите молярную, моляльную и нормальную концентрации, а также мольные доли компонентов в 10% растворе нитрата бария, плотность которого 1,09 г/мл.

Решение. а) Вычисление молярной концентрации. При вычислении СМ расчет

удобно вести на 1 л (1000 мл) раствора. Так как n2 m2 , то вначале надо найти массу

M2

растворенного вещества (m2) в выбранном объеме раствора. Молярная масса Ba(NO3)2: М2 = 261 г/моль. Масса 1 л раствора m = 1000 1,09 = 1090 г, а m2 составляет 10% от массы раствора, т.е. m2 = 1090 10/100 = 109 г.

Следовательно, n2 109261 0,418 моль и CМ nV2 0,4181 0,418 моль/л .

б) Вычисление моляльной концентрации. Для этого надо вычислить число моль растворенного вещества и массу растворителя, приходящиеся на одно и то же количество раствора. В предыдущем действии было найдено, что масса 1 л данного раствора m = 1090 г и в нем содержится 109 г или 0,418 моль растворенного вещества. Масса

одном литре раствора равна 109 г, то надо вычислить молярную массу эквивалента Ba(NO3)2, которая равна:

Мэкв2 = fэкв2 М(Ba(NO3)2) = (1/2) 261 = 130,5 г/моль

9

Следовательно, nэкв2 130109,5 0,84 моль, а СN = 0,84 моль/л.

г) Вычисление мольных долей Ba(NO3)2 и воды в растворе (N2 и N1). Задача сводится к вычислению числа моль соли (n2) и числа моль воды (n1) в растворе.

Пересчет одного способа выражения концентрации раствора в другие можно также осуществлять алгебраическим путем, преобразуя формулы для концентраций. На основании данных выше определений разных способов выражения концентраций можно записать:

5) m2 m1 M 2 N2 . M1(1 N2 )

Так как в одном и том же количестве раствора масса растворенного вещества (m2) остается неизменной, правые части приведенных равенств будут также равны между собой, т.е.

m CM M 2 V CN M экв2 V Cm M 2 m1 10 3 m1 M 2 N2 .

M1(1 N2 )

Беря попарно любые из этих равенств, легко найти формулу пересчета одного способа выражения концентрации в другой.

Решение примера вторым алгебраическим путем.

а) Вычисление молярной концентрации. Из равенства m CM M 2 V находим

(так как Vm ). Следует иметь в виду, что при вычислении СМ объем раствора надо

выражать в литрах, а плотность в г/л, т.е. = 1,09 103 г/л. Так как для 10%-ного раствора = 0,1

CM 0,1 1,09 103 0,418 моль/л. 261

б) Вычисление моляльной концентрации. Используя равенство, связывающее и

Сm, m Cm M 2 m1 10 3 , найдем

Cm m 103 .

M 2 m1

CN 0,1 1090 0,84 моль/л. 130,5

г) Вычисление мольных долей. Используем равенство

m m1 M2 N2 .

M1(1 N2 )

Из него следует, что

Подставляя m = 100 г, = 0,1, m1 = 90 г, молярную массу растворителя (Н2О) М1 = 18 г/моль, получим

N1 = 1 – N2 = 1 – 0,0076 = 0,9924.

Взаимосвязь между различными способами выражения концентрации растворов дана в Приложении 3.

Пример 3. Сколько литров аммиака NH3 нужно растворить при нормальных условиях в 200 г воды, чтобы получить 10%-ный раствор NH4ОН?

Решение. особенность этой задачи состоит в том, что растворенное вещество образуется в результате химической реакции

NH3 + Н2О = NH4ОН.

Рассчитаем массу NH4ОН, которая должна быть растворена в 200 г воды для образования 10%-ного раствора:

Cm2 100

%m1 m2

m2 100 10 , 100m2 2000 10m2 200 m2

m(NH4ОН) = m2 = 22,2 г.

Необходимый объем аммиака находим из стехиометрии реакции n(NH3) = n(NH4OH),

откуда